Химическая связь

Химическая связь Скачать презентацию
<< Молекулярные реакции		Химия «Химическая связь» >>

Полярная и неполярная ковалентная связь	Химическая связь	Пример: При образовании молекулы BeCl2 происходит гибридизация АО Be	Другие типы гибридизации	Другие типы гибридизации
Скелетная и пространственная модели молекулы метана				Скелетная и пространственная модели молекулы метана
?Св	?Св	?Св	Сложение симметричных	Распределение электронов по МО в Н2
Схема образования	Химическая связь	Химическая связь

Фото из презентации «Химическая связь» к уроку химии на тему «Химическая связь»

Автор: Valentin. Чтобы познакомиться с фотографией в полном размере, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все фотографии на уроке химии, скачайте бесплатно презентацию «Химическая связь» со всеми фотографиями в zip-архиве размером 786 КБ.

Скачать презентацию

Химическая связь

содержание презентации «Химическая связь»

Сл	Текст	Эф	Сл	Текст	Эф
1	Химическая связь. Лектор Мирошниченко Юлия Юрьевна.	0	34	электронных облаков, поэтому хим. связи с участием	0
2	План лекции - Природа химической связи и её	0		гибр. орбиталей обладают большей прочностью, чем связи
	характеристики - Типы химических связей - Основные			с “чистыми” АО.
	теории хим. связи - ковалентная связь, метод ВС -		35	Пример: При образовании молекулы BeCl2 происходит	0
	гибридизация АО метод МО ионная связь.		35	гибридизация АО Be. Be Cl.	0
3	Химическая связь–электростатич. взаимодействие	0	36	Другие типы гибридизации. sp3 гибридизации АО атома	0
	связывающее атомы в ионы, молекулы, кристаллы Основное		36	С в СН4.	0
	условие - понижение полной энергии многоатомной системы		37	Скелетная и пространственная модели молекулы	0
	по сравнению с энергией изолированных атомов Пример: А		37	метана.	0
	+ В = АВ, ЕАВ ? EA + EB.		38	Слабые стороны метода ВС. Не допускает присутствия	0
4	Характеристики связи.	0		в мол-х неспаренных электронов Не объясняет
5	Длина химической связи (l св) - расстояние между	0		существования частиц – молекулярных катионов, в которых
	ядрами атомов в соед-ях В однотипных соед-ях длина			хим. связь осуществляется не парой, а одним электроном
	связи закономерно изменяется: HF – HCl – HBr – HI длина			(H2+, Hе2+ ) Неожиданные параметры связи в молекулах и
	связи возрастает.			молекулярных ионах, вызванные переходами электронов.
6	Энергия связи (Есв) – это энергия, выделяющаяся при	0	39	МО - делокализованные и многоцентровые Состояние	0
	образовании хим. связи или расходуемая на её разрыв			эл-нов в молекулах соот-вует принципам min энергии,
	Взаимосвязь Есв и lсв: Молекула HF HCl HBr HI lсв, нм			Паули и Гунда Условия возникновения МО: - АО должны
	0,092 0,128 0,142 0,162 Есв 566 432 366 298 кДж/моль.			быть близкими по энергии -Атомные орбитали
7	Валентный угол образован воображаемыми линиями,	0		перекрываются - Расположение АО на линии связи должно
	соединяющими центры взаимодействующих атомов O Cl — Be			быть одинаковым по симметрии - Из n АО образуется n МО
	— Cl H H ? = 180O ? = 104,5O.			- МО обозначают: ?, ?, ?, ? Основные положения метода
8	Дипольный момент – колич-ная характеристика	0		МО.
	полярности связи (измеряется в дебаях) ? = ?q?lдип q–		40	Связывающие и разрыхляющие МО. Для нахождения	0
	заряд полюса [Кл] lдип – длина диполя [м] Дебай (D):1D			волновых функций МО используют ЛКАО Из двух
	= 3,33.10-3 Кл?м. [Кл?м ].			перекрывающихся АО обр-ся две МО МОсв – min эн-ия МОр –
9	Дипольный момент – векторная величина, направленная	0		max эн-ия.
	от (+) к (–) Различают дип. моменты хим. связи и		41	?Св. Модель образования ?св и ?р МО. ?р МО. s AO. s	0
	молекул ?мол. = ? ?св.		41	AO.	0
10	Lэфф=. Для хар-ки диполя, исп-ют эффективный заряд	0	42	Сложение симметричных ?sa и ?sb. Линейная	0
	qэфф и длину диполя l В 1-м случае принимают l = d		42	комбинация 1s орбиталей.	0
	межъядерному расстоянию Во 2-м, заряд равен заряду		43	Распределение электронов по МО в Н2. МОр. Ао. Ао.	0
	эл-на, а длину определяют как эфф-ую величину. ?Эксп d.		43	МОсв.	0
	?Эксп q. Qэфф =.		44	Схема образования ? и ? связывающих и разрыхляющих	0
11	Типы химических связей. Распределение электронной	0		МО при комбинации атомных орбиталей s и s pz и pz px и
	плотности между взаимод-ми атомами определяет тип			px.
	химической связи: ковалентная ионная металлическая.		45	Комбинация волновых функций для H2.	0
12	А : А ?? = 0 Ковалентная неполярная связь А : В ??	0	46		0
	? 0 Ковалентная полярная связь А-: С+ ?? ? 1,9 Ионная		47		0
	связь ?евал (общие для всех атомов) - Металлическая		48	Ионная связь. Энергия связи определяется силами	0
	связь Во многих веществах реализуются одновременно			электростатического взаимодействия противоположно
	несколько типов химической связи.			заряженных ионов Ионные соединения состоят из огромного
13	Полярная и неполярная ковалентная связь. Полярная	0		числа ионов, связанных в одно целое силами
13	ковалентная связь. Неполярная ковалентная связь.	0		электростатического притяжения.
14	Основные теории химической связи. Гравитационная	0	49	Цикл Габера-Борна ?Нf = Еион(К) - Fср(А) +	0
	теория Бергмана – Бертолле Электрохимическая теория			Uреш+?Нсуб(К)+ 1/2Едис(А2) Для NaCl Uреш= 412 + 109 +
	Берцелиуса (1810) Формалистическая теория типов Дюма -			121 – 368 + 494 = 768. кДж моль.
	Жерара Учение о химическом строении вещества А.М.		50	Энергия кулоновского взаимодействия. ? - Коэф-т	0
	Бутлерова(1861) Ковалентная теория Льюиса (1914) Ионная		50	отталкивания.	0
	теория Косселя (1916).		51	В ионном кристалле учитывается взаим-ие со всеми	0
15	Ковалентная связь. Для объяснения механизма	0		остальными частицами Взаимодействие увеличивается в ?М
	образования ковалентной хим. связи разработано			раз, это учитывает коэффициент Маделунга, зависит
	несколько методов Наиболее применимые: - метод			только от структуры кристалла Для решетки типа NaCl ?М
	валентных связей(ВС) - метод молекулярных орбиталей			= 1,7476.
	(МО).		52	Энергия кристаллической решетки. энергия разрушения	0
16	Метод валентных связей (ВС). Связанные между собой	0		решетки на ионы _Екул = Uреш. Екул находят по формуле
	атомы в молекуле удерживаются вместе при помощи одной			Капустинского.
	или нескольких общих эл-ных пар Химическая связь между		53	Цикл Габера-Борна ?Нf=-Еион(К)+Fср(А)-Uреш -	0
	двумя атомами локализована в месте перекрывания атомных			-?Нсуб(К)-Едис(А2) Для NaCl Uреш= 109 + 412 + 494 + 121
	орбиталей (локализованная двухцентровая связь).			– 368 = 768. кДж моль.
17	Научное объяснение гипотезы дано В. Гейтлером и Ф.	0	54	Характеристики ионной связи. Энергия	0
	Лондоном (1927) путем приближенного решения уравнения			кристаллической решетки эффективный заряд радиус иона
	Шредингера для молекулы водорода Гипотеза образования			координационные числа ионов.
	ков. связи за счет обобществления эл-нов дана Льюисом.		55	Uреш. возрастает с увеличением заряда ионов и	0
18	Зависимость потенц. энергии двух атомов водорода от	0		уменьшением их радиусов Uреш - такого же порядка
	межъядерного расстояния. (1) Хим. св. не обр-ся. (2)			величина, что и энергия ковал. связи Это объясняет
	Хим. св. обр-ся.			прочность многих ионных кристаллов, их высокие
19	Метод ЛКАО. Находят многоцентровые волновые функции	0		температуры плавления и кипения.
	?мол, которые описывают движение электронов в молекуле		56	Uреш,Тпл, Ткип ионных кристаллов.	0
	Основа метода: молекулярные волновые функции строят		57	Эффективный заряд иона. - это реальный заряд иона в	0
	комбинируя волновые функции АО: С1, С2,..Сn -			кристаллической структуре Рентгеновский метод
	коэффициенты Лучшая ?мол отвечает Еmin.			определяет заряд атома, при сравнении спектра
20	Обменный механизм образования ковалентной связи.	0		свободного атома и в соединении Исследование
	Общие пары электронов образуются при спаривании			диэлектрической проницаемости в кристаллах дает
	неспаренных эл-нов, принадлежащих разным атомам При			эффективные заряды атомов в ряде соединений.
	этом число неспаренных электронов у многих атомов ув-ся		58	Эффективный заряд атома (экспериментальные данные).	0
	за счет расспаривания спаренных электронов, если на			Соед-е Атом ? Соед-е Атом ? HCl Cl -0,2 GeBr4 Ge +1,1
	вал. уровне есть свободные орбитали Этот процесс			C2H4Cl2 Cl 0 ZnBr2 Zn +0,5 LiClO4 Cl +0,8 IBr Br -0,1
	является переходом атома в возбужденное состояние.			H2S S -0,2 GeH4 Ge +0,2 SO2 S -0,1 GeO2 Ge +0,1 CaSO4 S
21		0		+0,4 K2CrO4 Cr +0,2 KMnO4 Mn +0,3 CrCl3 Cr +1,3.
22	связывающие эл-ные пары образ-ся объединением пары	0	59	Степень ионности (i). ? это реальный заряд иона в	0
	вал. электронов одного атома (донора) со свободной АО			крист-й структуре Величина ионности может быть оценена
	другого атома (акцептора) Пример: BF3 + F – = BF4–.			и по разности электроотрицательностей атомов.
	Донорно-акцепторный механизм образования связи. B F.		60		0
23	Основные положения метода ВС. Ков. связь образуют	0	61	Эффективный радиус. - это радиус действия иона в	0
	два электрона с противоположными спинами, принадлежащие			кристалле Находят по ?r ионов в кристалле (r ионов не
	двум атомам При образовании связи происходит			одинаковы и радиус одного из ионов необходимо
	перекрывание АО и увеличение электронной плотности			определить) Оптическим методом был получен r(F-) =
	между ними, что приводит к уменьшению энергии Связь			1,33·10?10 нм зная межъядерное расстояние в кристалле
	реализуется в направлении наибольшего перекрывания АО.			NaF (d = 2,31·10?10 нм) нашли r(Na+) = ( 2,31-1,33)
24	Валентность. определяется числом неспаренных	0		·10?10= 0,98 нм.
	электронов Пример: атом Н (1s1) - валентность равна 1		62	Структура ионных молекул и кристаллов опр-ся	0
	атом Не (1s2) - валентность равна 0 валентность может			зарядами ионов и их размерами Ионные молекулы могут
	быть увеличена - промотированием атома -			быть 2-х видов АВ и АВ2 т.к. степень ионности
	донорно-акцепторным взаимод.			уменьшается с увеличением n (ABn).
25	Свойства ковалентной связи.	0	63	Cтруктура ионных кристаллов опр-ся координационным	0
26	Направленность хим. связи обусловлена перекрыванием	0		числом (К.ч.), которое зависит от отноcительных
	электронных облаков определяется направленностью в			размеров ионов (rк/rа - числа Магнуса). Координационное
	пространстве АО с l ? 0 Атомные орбитали px-, py- и pz-			число.
	расположены под углами 900 d- орбитали: лепестки		64	Свойства ионной связи.	0
	образуют угол 900, а между различными d- АО могут быть		65	Ненаправленность и ненасыщаемость В ионном	0
	углы 1800, 900 и 450.			соединении каждый ион притягивает к себе независимо от
27	Насыщаемость – макс. возможное число связей,	0		направления неограниченное число противоположно
	определяемое общим числом задействованных орбиталей 1-й			заряженных ионов из-за сил электростатического
	период - макс. валентность = 1 2-й период - макс.			взаимодействия Взаимное отталкивание противоионов
	валентность = 4, т.к. валентные 4 АО (2s- и три 2р) 3-й			ограничивает их число в окружении каждого иона.
	период - валентные 9 АО (3s, три 3р и пять 3d), но		66	Ионные соединения при обычных условиях – твердые и	0
	макс. валентность практически не реализуется.			прочные, но хрупкие вещества При плавлении и
28	Кратность хим. связи - число общих электронных пар,	0		растворении в воде они распадаются на ионы
	реализующих связь между двумя атомами Чем выше			(электролитическая диссоциация) и проводят
	кратность связи, тем она прочнее (кратности больше 3 не			электрический ток, т.е. являются электролитами.
	бывает) Кратность обусловлена характером перекрывания		67	Поляризация. Это влияние друг на друга ионов,	0
	АО Молекула F2 O2 N2 Кратность связи 1 2 3 Е св,			приводящее к деформации электронных оболочек Причина -
	кДж/моль 159 494 945.			действие электрического поля, создаваемого соседними
29	? -взаимодействие возникает при перекрывании	0		противоположно заряженными ионами В результате
	орбиталей s – s и s – p, p – p, d – d вытянутых вдоль			электронная оболочка смещается в сторону соседнего иона
	одной оси ? - взаимодействие, перекрывание по линии,			и деформируется.
	перпендикулярной линии связи В молекуле N2 - тройная		68	Поляризуемость - деформация электронного облака в	0
	связь (1 ?- и 2?-). Типы перекрывания атомных АО.			электрическом поле Поляризующая способность -
30	? - (дельта) взаимодействие, при которой	0		деформирующее влияние на другие ионы.
	перекрываются d-орбитали четырьмя лепестками По		69	Возрастает с ув-м размеров иона li+ – na+ – K+ –	0
	прочности хим. взаимодействия располагаются в следующей			rb+ – cs+ F-– cl-– br-– I- радиус увеличивается
	ряд: ? > ? > ? ? и ? – взаимод-вия возникают как			поляризуемость возрастает rкат < rат < rан
	дополнительные к ?- взаимод-вию. Типы перекрывания			поэтому поляризуемость анионов выше поляризуемости
	атомных АО.			катионов. Поляризуемость иона.
31	H?C ? C?H.	0	70	Поляризующая способность ионов. зависит от заряда,	0
32	Гибридизация АО. Атом, взаимодействуя с несколькими	0		размера и типа иона Чем > заряд иона, тем > его
	одинаковыми партнерами, образует равнопрочные связи с			поляризующее действие При одном и том же заряде
	участием электронов разных уровней. Кроме того, углы			напряженность электрического поля вблизи иона тем >,
	между связями в подобных многоатомных молекулах не те,			чем < его размеры.
	которые следовало бы ожидать из пространственного		71	Катионы d-эл-тов обладают (при одном и том же	0
	расположения взаимодействующих АО. Пример: в H2O –			заряде и близком радиусе) большей поляризующей
	104,50, в NH3 – 1070, в CH4 – 109,280 и т. д. Для			способностью, чем катионы s- и p-элементов Анионы
	объяснения этих противоречий в теорию введено			характеризуются поляризуемостью, а катионы поляризующей
	представление о гибридизации АО, т.е. о перемешивании			способностью.
	орбиталей с различными квантовыми числами и получением		72	Влияние поляризации на свойства соединений:	0
	гибридных АО.		72	Растворимость термическую устойчивость окраску.	0
33	Это мат-ий прием отыскания новых волновых функций,	0	73	Пример AgCl хуже растворим в воде, чем NaCl и KСl	0
	удовлетворяющих условию равнопрочности образуемых			Причина более сильное поляризующее действие Ag+ на Cl–
	связей и уменьшению энергии ?гибр = Сs?s ± Сp?p При			и связи становятся более ковалентны в AgCl, что
	этом из двух «чистых» АО (?s и ?р) обр-ся две			ухудшает его растворимость в воде.
	гибридные: ?гибр1=Сs?s + Сp?p ?гибр2=Сs?s – Сp?p.		74	Пример: Кислородсодержащие к-ты менее устойчивы при	0
	Гибридизация АО.			нагревании, чем их соли Причина - сильное поляризующее
34	Основные положения гибридизации. Гибридизуются	0		действие Н+ Внедряясь в анион, протон снижает его
	орбитали атома, реализующего связи с другими атомами			заряд, ослабляет в нем хим. связи и делает его менее
	Гибридизуются АО с близкой энергией Число гибридных			устойчивым, поэтому кислоты легко разлагаются на воду и
	орбиталей равно суммарному числу исходных орбиталей			оксид.
	Гибридизация сопровождается изменением формы
74	«Химическая связь» \| Химическая связь				0